Guía acido- base

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OBJETIVO TERMINAL : El alumno será capaz de : 1.- Adquirir e interpretar los conceptos más relevantes contenidos en el estudio de las relaciones Acido-Base, en función de sus teorías. 2.- Comprender la importancia que tienen para los seres vivos y para la industria los procesos ácido-base. JOVEN ALUMNO : El estudio de ésta unidad te permitirá explicarte situaciones como éstas : “ ...Si tiene malestar estomacal...toma una tableta antiácida “ “ ...Si tiene dolor de cabeza, tome ácido acetil salicílico “ o “ ...Si va a cultivar alfalfa, mantenga sus suelos neutros o ligeramente básicos “ Bueno, para esto tendrás que establecer una medida cualitativa y cuantitativa de acidez y basicidad. SUERTE.

INFORMACIÓN 1: BUSCANDO LAS RAÍCES DEL CONCEPTO DE ÁCIDO Y DE BASE.

Tanto el concepto de ácido como el de base utilizados para señalar sustancias con propiedades bien determinadas son muy antiguos. El nombre “ácido” proviene de la palabra latina “acetum”, que significa vinagre y hace alusión a aquella sustancia que como el vinagre presentaban propiedades características comunes, entre ellas un sabor especial. La palabra “álcali” que aún se utiliza para denominar las bases, proviene del árabe “al-kali”, que significa cenizas de plantas de pantano salino. Este término se utilizó para denominar algunas sustancias que como las cenizas mostraban propiedades determinadas. Por ejemplo, la de disolver aceites, cambiar el color de algunos colorantes vegetales y en especial, contrarrestar los ácidos. Actualmente, no debe confundirse la palabra álcali, con el concepto de base. Antoine Lavoisier, a finales del siglo XVIII, trato de interpretar las propiedades de las sustancias llamadas ácidas y álcalis, en términos de la composición elemental y la estructura molecular. Durante su estudio el “aire deflogisticado”, que llamo posteriormente oxígeno, observó que muchas sustancias ácidas comunes eran el resultado de la combinación del oxígeno con “no-metales”.Estos productos, llamados óxidos, producían soluciones ácidas al disolverse en agua. Luego, Lavoisier postuló que todos los ácidos tenían oxígeno. Posteriormente, en 1808, Sir Humphry Davy demostró con experimentos muy cuidadosos, que el cloruro de Hidrógeno gaseoso formaba un ácido al disolverse en agua, a pesar de no contener oxígeno. Ocho años después , Davy llegó a la conclusión de que el Hidrógeno y no el Oxígeno es el elemento característico de los compuestos ácidos. Como veremos a través del desarrollo de ésta unidad los criterios para definir los ácidos y las bases han ido evolucionando y generando un gran número de definiciones. Aún hoy en día se discuten los conceptos existentes y se discurre en busca de otros.

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TAREA Nº1 1.- Define : a.- Ácido. _______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ b.- Base. _______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ 2.- ¿ Qué diferencias se pueden establecer, entre estos dos conceptos ?. _______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ 3.- ¿Cuántas definiciones hay de los términos ácido y base ? _______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

INFORMACIÓN 2: GENERALIDADES DE LAS REACCIONES ACIDO-BASE. ÁCIDOS Y BASES : Todas las sustancias químicas son ácidas, básicas ó neutras. En el agua pura, un pequeño número de moléculas ionizan y cada una de ellas da lugar a un ión de Hidrógeno (un protón) y un ión de Hidroxilo. El número de iones de Hidrógeno e Hidroxilo es equivalente y se dice que el agua es neutra. Ciertos compuestos se disuelven ó reaccionan con el agua produciendo iones de Hidrógeno ó Hidroxilo que alteran el equilibrio. Estos compuestos son ácidos ó básicos. 1.- Ácido : Es un compuesto que contiene Hidrógeno y que se disuelve en agua para producir iones de Hidrógeno (H+, protones) en la disolución, los iones de Hidrógeno no pueden permanecer independientes y se unen a las moléculas de agua para dar lugar a iones de Hidroxonio. Estos iones solo pueden existir en la disolución, y el ácido solo manifiesta sus propiedades al disolverse. Los ácidos diluídos tienen un sabor amargo, un pH inferior a 7 y convierten el tornasol azul en rojo. Reaccionan con los metales por encima del Hidrógeno en la serie electroquímica, para producir gas de Hidrógeno.

2 4 4 2H SO Mg MgSO H g+ → + ( )

Ácido Metal Sal Hidrógeno Los ácidos fuertes diluídos reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos para producir bióxido de Carbono gaseoso y son neutralizados por las bases.

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1.1.- Acídico : Describe un compuesto con las mismas propiedades que un ácido. 1.2.- Ión de Hidroxonio (H3O+) o un Oxonio : Ión formado al unirse un ión de Hidrógeno a una molécula de agua (ver ácido). Cuando la reacción se produce en una disolución que contiene iones de Hidroxonio, los únicos que intervienen son los iones de Hidrógeno. Así pues, en general, puede considerarse que el ión de Hidroxonio es un ión de Hidrógeno. 1.3.- Ácido mineral : Ácido que se produce químicamente a partir de un mineral, por ejemplo, el ácido Clorhídrico se produce a partir del cloruro sódico y el ácido sulfúrico se produce a partir del Azufre. 1.4.- Ácido Orgánico : Es un compuesto orgánico acídico. Los más comunes son los ácidos carboxílicos (a, b y c ). 1.5.- Anfótero : Se refiere a una sustancia capaz de actuar como ácido en una reacción y como base en otra, por ejemplo, el Hidróxido de Zinc. 1.6.- Anhídrido : Sustancia que reacciona con el agua para dar lugar a una solución ácida ó bien a una alcalina. Generalmente se trata de un óxido.

2 2 2 3SO H O H SOl ac+ →( ) ( ) Bióxido de azufre Ácido Sulfuroso. (Anhídrido). 1.7.- Neutro : Se refiere a la sustancia que no tiene características de ácido ni de base. Una disolución neutra posee el mismo número de iones de Hidrógeno que de Hidroxilos. Tiene un pH 7 y corresponde a la especie H2O. Equilibrio iónico del agua.

H 2O + H 2O H30+ + OH-

Ácido Fórmula Clorhídrico HCl Sulfúrico H2SO4 Sulfuroso H2SO3 Nítrico HNO3 Nitroso HNO2 Fosfórico H3PO4 a.-Etanodioico (COOH)2 b.-Metanoico CHOOH c.-Etanoico CH3COOH

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La Ke = [ H30 +] x [ OH -] [H 2O] 2 Como la [H2O] es prácticamente constante (55.5 mol/l), ésta se combina con la K de ionización, dando origen a la constante Kw, conocida como producto iónico del agua .

Kw = [ H30 +] x [ OH- ] a 25ºC es 1x10-14 M Como la única fuente de iones Hidronio e Hidroxilos es el agua, podemos establecer el rango de variación de las concentraciones de ambos iones. Si el agua está pura, la concentración molar de ambos iones será 10-7 M. 1.8.- Neutralización : Reacción entre un ácido y una base para producir exclusivamente una sal y agua. Para formar una solución neutra reaccionan un número equivalente de iones de Hidrógeno e Hidroxilo. El radical ácido del ácido y el catión de la base forman una sal. La neutralización es : ÁCIDO +BASE → SAL + AGUA. 1.9.- Teoría de Bronsted y Lowry : Es una manera diferente de describir los ácidos y las bases. Define el ácido como la sustancia dadora de protones y a la base como la sustancia que los acepta. El ácido Etanoico dona un protón. Es un ácido. El agua acepta un protón. Es una base. Ejemplo :

3 2 3 3CH COOH H O H O CH COO+ ↔ ++ −

Ácido base ácido conjugado base conjugada

1.10.- Teoría de Lewis: El comportamiento ácido se define por la acción de aceptar un par de electrones y base es la sustancia que puede compartir un par electrónico libre (par desapareado; el par electrónico puede considerarse como enlace dativo o coordinado) Ejemplo:

NH3 + H+ NH4+

+ 2.- Base : Sustancia que neutraliza un ácido aceptando iones de Hidrógeno. Es la sustancia química opuesta al ácido. Generalmente las bases son óxidos e Hidróxidos de metales, aunque el Amoníaco también es una base. La base que se disuelve en agua es un álcali. El Amoníaco se forma al calentar una base con sal de Amonio.

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2.1.- Álcali : Es una base, normalmente un Hidróxido de un metal de los grupos 1 ó 2, soluble en agua y que da lugar a iones de Hidroxilo (OH-) en disolución. Estos transforman la disolución en alcalina. 2.2.- Alcalino : Se refiere a la disolución formada al disolverse una base en agua y que da lugar a una disolución que contiene mayor cantidad de iones de Hidroxilo que de Hidrógeno. Las soluciones alcalinas tienen un pH superior a 7 , tornan en rojo el tornasol azul y son jabonosos al tacto. Las soluciones alcalinas formadas por bases fuertes reaccionan con un pequeño número de metales, por ejemplo el Zinc y el Aluminio, liberando Hidrógeno gaseoso.

( )( ) ( ) ( ) ( ) ( )s ac l ac gAl NaOH H O NaAl OH H2 2 6 2 32 4 2+ + → + .

NaOH Na OH→ + +− .

3.- Ácidos y Bases : Fuerza y concentración. La concentración de los ácidos y bases, depende del número de moles del ácido o de la base en la disolución, pero en la fuerza depende del número de moléculas que ionizan para producir iones de Hidroxonio ó iones Hidroxilos. Un ácido fuerte diluído puede producir mayor número de iones de Hidrógeno que un ácido débil concentrado. 3.1.- Ácido Fuerte : Ácido que se ioniza completamente en el agua produciendo un gran número de iones de Hidrógeno en la disolución. 3.2.- Ácido Débil : El ácido que se ioniza parcialmente en agua, es decir que tan solo un pequeño porcentaje de sus moléculas se escinden para dar lugar a iones de Hidrógeno y radicales ácidos. 3.3.- Base fuerte : La base que se ioniza completamente en agua. Se liberan un gran número de iones de Hidroxilo para dar lugar a una disolución fuertemente alcalina. 3.4.- Base débil : La base que sólo se ioniza parcialmente en agua. Tan solo algunas moléculas se escinden para dar lugar a iones de Hidroxilo, lo que determina una disolución débilmente alcalina. El Amoníaco reacciona levemente con el agua para producir una baja concentración de iones Hidroxilo.

3 2 4( ) ( ) ( ) ( )ac l ac acNH H O NH OH+ ↔ ++ − .

4.- pH y escala de pH : El pH ó grado de acidez de un solución corresponde al logaritmo decimal del inverso de la concentración molar de los iones [H3O+]. Ejemplo : [H+] = 10-5 M / log -log[H+] = -log10-5. pH = 5 log 10. pH = 5.

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La escala de pH tiene relación directa con el producto iónico del H2O, por la presencia de ambos iones y podemos deducir que a 25ºC, el rango del pH fluctúa de 0 a 14 y se cumple la siguiente premisa : pH + pOH = 14. Escala de pH :

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Fuerte Débil Neutro Débil Fuerte ÁCIDOS BASES. Ejemplo: Cálculo de pH en soluciones de ácido débil:

- Calcular el pH de una solución de CH3COOH de concentración [0,2 M] si su Ka = 1,8 x 10-5.

Los ácidos debiles se disocian parcialmente, la ecuación de disociación será: CH3COOH H+ + CH3COO- [0,2 - X] [X] [X] Debemos despejar la concentración molar del ión H+, para eso debemos reemplazar en la fórmula de la constante de acidez (Ka): Ka= [H+] x [CH3COO-] 1,8 x 10-5= [X]2 [CH3COOH] [0,2 – X] X2= 1,8 · 10-5 x 0,2 X = √3,6 · 10-6 X=1,89 ·10-3 X= [H+] pH= -log [H+] pH= -log 1,89 ·10-3 5.- Indicadores de pH. La determinación del pH puede realizarse aprovechando que existen sustancias orgánicas coloridas (ácidos y bases débiles) que cuando reaccionan con los iones H3O+ u OH- cambian de color. Estas sustancias se denominan indicadores y presentan un viraje ó cambio de color sensible a pequeños cambios de pH: En la siguiente tabla se muestran algunos indicadores de pH.

INDICADOR Intervalo de pH Color si pH <que intervalo

Color si pH> que intervalo.

reemplazando los valores en la ecuación

Cuando el exponente de Ka sea menor que 10-5 puede despreciarse la x del denominador

pH=2,72

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Azul de Bromofenol 3.0-4.6 Amarillo Azul Rojo de Metilo 4.2-6.2 Rojo Amarillo

Tornasol 4.5-8.3 Rojo Azul Fenolftaleína 8.2-10 Incoloro Rojo

Los datos de la tabla nos indican que los indicadores no muestran el instante en que las soluciones son neutras, sino que el color que adopta el indicador en un medio determinado de pH, por ejemplo el azul de Bromofenol a valores de pH iguales o inferiores a 3 es amarillo y a valores de pH iguales ó superiores a 4.6 es azul. Los indicadores se usan normalmente con dos propósitos, uno de ellos es el de conocer por la coloración el valor aproximado de pH en soluciones diluidas o conocer rápidamente si una solución es ácida ó básica. Otra aplicación muy importante es durante la determinación del punto final en reacciones volumétricas. Los indicadores también pueden emplearse en forma sólida ó líquida. 6.-La hidrólisis es la reacción de un catión con el agua para producir una base débil, o bien la de un anión con el agua formando ácido débil. Ejemplos:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

CN - + H2O HCN + OH-

7.- En las sales provenientes de ácidos fuertes y bases fuertes, el catión (ácido conjugado débil) y el anión (base conjugada débil) no se hidrolizan y el pH de la disolución es el pH del agua = 7. Ejemplo: HCl + NaOH NaCl + H2O 8.- En las sales que se originan de ácidos débiles y bases fuertes, la base conjugada es fuerte y ésta se hidroliza al captar los iones H+ del agua; el pH de la disolución es mayor que 7. 1.- MA M+ + A- por lo tanto: A- + H2O HA + OH-

Kh= [HA] [OH-] [A-] En las sales provenientes de ácidos fuertes y bases débiles, el ácido conjugado es fuerte y se hidroliza captando los iones OH- del agua, el pH de la solución es menor a 7.

MA M+ + A- M+ + H2O MOH + H+

Kh= [MOH] [H+] [M+]

Kh=Kw Ka

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Kh=Kw Kb Ejemplo: Calcule el pH de una disolución acuosa de una sal de CH3COONa de concentración 0,2 Molar. (Ka=1,8 x 10-5) Las ecuaciones presentes en la disolución son: CH3COONa → Na+ + CH3COO- (por ser una sal de metal alcalino se disocia completamente) [0,2 M] [0,2 M] [0,2 M] H2O ↔ H+ + OH-

En la hidrólisis reacciona el anión de la sal con agua para formar nuevamente el ácido débil: CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH-

[0,2M – X] [X] [X] Como se forma ácido acético, la fórmula de hidrólisis ocupará la constante de disociación del ácido acético: Kh= Kw = [CH3COOH] [OH-] reemplazando con los valores: 1x 10-14 = [X]2 Ka [CH3COO-] 1,8 x 10-5 [0,2M – X] Finalmente: X2 = 5,5 x 10-10 x 0,2 / √ [OH-] = X = 1,054 x 10-5 pOH= - log [OH-] pOH = - log 1,054 x 10-5 pOH= 4,98 14 – pOH= pH 9.- Las disoluciones amortiguadoras corresponden a mezclas de un ácido débil y una sal de su base conjugada (amortiguador ácido) o de una base débil y la sal de su ácido conjugado (amortiguador básico). Estas disoluciones tienen la propiedad de mantener el pH dentro de un rango deseado, así el pH de la disolución se regula o amortigua. 10.- El pH de un amortiguador ácido se puede calcular según la siguiente ecuación: pH= pKa + log [sal] [ácido]

pH= 9,02

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11.- El pH de un amortiguador básico se obtiene a partir del pOH, así: pOH= pKb + log [sal] [base] Ejemplo: Calcular el pH de una disolución tampón formada al mezclar CH3COOH de concentración [0,1 M] con una sal de CH3COONa de concentración [0,5 M]. (Ka= 1,8 x 10-5). Según la fórmula Reemplazando datos: pH= 4,74 + log 0,5 0,1 pH = 4,74 + 0,7 = 5,44 La titulación es el proceso por el cual se neutralizan los iones H+ de un ácido con los iones OH- de una base. El pH puede ser calculado en cualquier punto de la reacción de neutralización.

TAREA Nº2.

1.-Identifica los ácidos y las bases de Bronsted en los siguientes sistemas químicos : a.-

2 2 3H O H O H O OH+ ↔ ++ − .

b.-

2 2 3 2HNO H O H O NO+ ↔ ++ − .

Nota: pKa= -log Ka

pH= pKa + log [sal] [ácido]

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c.-HCl NH NH Cl+ ↔ +

+ −

3 4

d.-

3 2 2NH OH H O NH+ ↔ +− −

e.-

4 42

2− − −+ ↔ +HSO HS SO H S

2.- a.- Indica la base conjugada de los siguientes ácidos : H2O

OH-

NH4+

H2CO3

HS-

b.- Indica el ácido conjugado de las siguientes bases : ClO4

-

Cl-

CO3-2

OH-

H2O

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c.- El sulfato monoácido (HSO4-) puede actuar frente al agua, como ácido y como base. Escriba las

ecuaciones respectivas identificando los pares ácido conjugado respectivos. HSO4

- + H2O base HSO4

- + H2O ácido 3.- Represente a través de estructuras electrónicas de Lewis las especies involucradas en las siguientes reacciones e identifica el ácido y la base de acuerdo a ésta teoría : a.- HCl HCO H CO Cl+ → +

− −

3 2 3

b.-

3 4AlCl Cl AlCl+ →− −

c.- ( ) 22 4

2

2 4 +→++

OHCuOHCu

d.-

2 422SnCl Cl SnCl+ →

− − 4.- Indique de las siguientes especies, cuales son ácidos y bases de Lewis : BeCl2

H2O

CH3OH

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OH-

CH3OCH3

5.- a.- ¿ Cuales es el pH de las siguientes soluciones si la concentración de ión Hidronio es igual a : 0.1; 0.15; 0.2; 0.003 ?. b.- Calcular el pH de las siguientes soluciones de NaOH : 1 M; 0.3 M; 0.4 M. c.- Calcular la concentración de iones Hidronio y oxidrilos en una solución que tiene pH 3 y una que tiene pH 8.6. 6.- Encuentre el pH de cada una de las siguientes soluciones y señale si éstas son ácidas ó básicas : a.- HClO4 0.036 M. b.- KOH 0.15 M. c.- Una solución cuya concentración de OH- es 4.3*10-8 M. d.- Una solución cuya concentración de H3O+ es 0.20 M. 7.- Encuentre las concentraciones de H3O+ y de OH- en cada una de las siguientes soluciones cuyos pH son los que se indican : a.- Solución de pH 1.26. b.- Solución de pH 6.54 c.- Solución de pH 8.53 d.- Solución de pH 10.49 8.- Hallar el pH de las siguientes disoluciones : a.- HCl 0.01 M b.- H2SO4 0.001 M c.- NaOH 0.01 M d.- Ca(OH)2 0.01 M

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9.- Hallar el pH de las siguientes disoluciones que contienen : a.- 1 gr. de H2SO4 por litro. b.- 0.01 gr. de KOH en 200 cc. c.- 0.001 gr. de Ba(OH)2 en 25 cc. 10.- Hallar la concentración de los iones H3O+ en las disoluciones cuyos pH son : a.- 3.25 b.- 4.62 c.- 6.30 d.- 8.84 e.- 11.73 11.- Hallar la concentración de los iones OH- en las disoluciones cuyos pH son : a.- 7.81 b.- 9.77 c.- 12.08

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Guía de ejercicios ácidos fuertes, débiles, hidrólisis y tampón: Obtenga el pH de los siguientes compuestos: 1.- Se diluyen 10 cc de HCl concentrado 11,6 M en agua para formar 5 L de solución 2.- Se disuelven 0,005 g de HNO3 (PM= 63 g/mol) en 20 cc de solución. 3.- La concentración HCl es 8 g/L y su peso molecular es 36,5 g/mol. 4.- Se miden 5 cc de HCl concentrado (d=1,19 g/cc y 37% p/p) y se completa el volumen hasta un litro si su peso molecular es de 36,5 g/mol. 5.- Se diluye un ml de H2SO4 concentrado comercial (d= 1,84 g/Ml Y 98,6% p/p) hasta ½ L de solución si su peso molecular es de 98 g/mol. 6.- Una solución saturada de Ca(OH)2 contiene 1,8 g/L y puede considerarse disociada en un 90%, siendo su peso molecular 74 g/mol. 7.- Se disuelven 0,01 g de KOH en 200 mL de solución y de peso molecular 56 g/mol. 8.- 500 cc de solución 5 M de NaOH se diluyen hasta formar 10 L de solución. 9.- Si dispone de NaOH sólido indique la forma de preparar 5 L de solución de pH 11,5. 10.- Se tiene una solución 0,1 M de ácido acético de Ka= 1,8 x 10-5. 11.- Se disuelven 0,262 g de HClO en 250 cc de solución de Ka= 5 x 10-5 y peso molecular 52,5 g/mol. 12.- Una solución de ácido fórmico (HCOOH) tiene pH= 2,2 y Ka= 5 x 10-9. calcular la concentración del ácido fórmico en la solución. 13.- Una solución de fenol, considerado como ácido débil (C6H5OH) de Ka= 1 x 10-10 y de concentración 0,01 M. 14.- Calcular la constante de ionización del HF en una solución de concentración 0,1 M y pH 2,07. 15.- Calcular el pH de una solución acuosa de acetato sódico CH3COONa [0,3 M] (Ka = 1,8 x 10-5) 16.- Calcular el pH de una solución acuosa de una sal de formiato de potasio HCOOK [0,4 M] (Ka = 5 x 10-9 ) 17.- Calcular el pH de una solución acuosa de cloruro de amonio NH4Cl [0,2 M] (Kb = 1,8 x 10-5) 18.- Calcular el pH de una solución tampón formada por ácido acético CH3COOH [0,1M] y acetato de litio CH3COOLi [0,4 M]. 19.- Calcular el pH de una solución de hidróxido de amonio NH4OH [0,5 M] y yoduro de amonio NH4I [0,1 M]

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20.- Calcular el pH de una solución tampón que se obtiene al mezclar: 600 mL de solución de hidróxido de amonio NH4OH que contiene 10 g de base, con 250 mL de solución de cloruro de amonio NH4Cl que contiene 10 g de la sal. EXPERIENCIA 1 : ACCIÓN DE ÁCIDOS Y BASES SOBRE COLORANTES VEGETALES. Objetivo : En ésta actividad examinaremos los cambios de color experimentados por los extractos de una serie de plantas al actuar sobre ellos ácido clorhídrico e hidróxido de sodio y verificaremos el comportamiento químico de dichos extractos. Materiales y reactivos : • Mortero completo. • Tubos de ensayo. • Gradilla. • Mechero. • Trípode. • Rejilla. • Pipetas. • Embudo. • Papel filtro. • Pétalos de flores ( rosa roja, amarilla, cardenal rojo, fucsia, etc.) • Vegetales coloreados (hojas de repollo rojo ó morado, betarraga, cáscara de manzana roja, cáscara de

rabanito, cebolla, etc. ). • Jugo de uva. • Solución de Ácido Clorhídrico 1 M. • Solución de Hidróxido de Sodio 1M. Procedimiento : Macere en un mortero ( ó un recipiente adecuado ) y en forma separada, pétalos de las flores indicadas ( u otras que se tengan en la región). Agregue 10 ml. de agua tibia a cada macerado y filtre. Disponga tres tubos de ensayo (ó recipientes adecuados), coloque en cada uno de ellos 5 ml. de uno de los extractos coloreados obtenidos. Luego agregue a uno de los tubos 2 ml. de agua destilada (previamente hervida y enfriada), a otro tubo 2 ml. de solución de ácido clorhídrico 1 M y al tercer tubo 2 ml. de solución de hidróxido de sodio 1 M. Observe y complete con sus observaciones el cuadro siguiente. COLORANTE COLOR Medio Acuoso Medio Ac. Clorhídrico Medio Hidróx. de sodio ROSA ROJA

ROSA AMARILLA

CARDENAL ROJO

FUCSIA

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REPOLLO ROJO

Guarde la solución para la actividad siguiente. Repita la actividad utilizando los otros extractos coloreados. No olvide elaborar el respectivo informe de laboratorio y responder a las preguntas dadas por su profesor. Puede utilizar la tabla 1, para la comparación de colores. TABLA 1 : CAMBIOS DE TONALIDAD DE ALGUNOS COLORANTES VEGETALES.

COLORANTE COLOR Medio Acuoso Medio Ac. Clorhídrico Medio NaOH

ROSA ROJA Morado Rojo Azul ROSA AMARILLA Amarillo Rosado Amarillo CARDENAL ROJO Rojo sandía Naranja Amarillo

FUCSIA Rosado pálido Rosado intenso Amarillo LIRIO MORADO Violeta Rojo Verde

REPOLLO MORADO

Púrpura Rojo Azul Verde

TOMATE Incoloro Amarillo Amarillo oscuro REMOLACHA Rojo suave Rojo suave Púrpura

CEREZAS Naranja Rojo Café Verde JUGO DE UVA Incoloro Rojo Verde

CEBOLLA AMARILLA

Incoloro Incoloro Amarillo

CEBOLLA MORADA

Rosado suave Incoloro Amarillo

CASC. DE RÁBANO

Naranja Rosado Púrpura Café

CASC.DE MANZANA

Rosado Naranja Amarillo Verde

EXPERIENCIA 3 : INDICADORES PROVENIENTES DE FLORES. Objetivo : Demostrar la variedad de indicadores ácido-base presentes en la coloración de las flores. Procedimiento : a.- Preparación de los extractos. 1.- Caliente ó ebulla 12 pétalos en alcohol etílico, para darle una coloración más intensa a lo extraído. Filtre. 2.- Agregue una pequeña cantidad del extracto obtenido a 6 tubos de ensayo. Repita ésto con todas las extracciones realizadas. 3.- Utilizará las siguientes soluciones para probar su acción como indicador. Solución 0.1 M de HCl ,1 M Hac, agua, 1 M de Na2CO3, 6 M de NH3 y 0.1 M de NaOH. 4.- Observe y registre los colores en la siguiente tabla.

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Luego redacte el respectivo informe, respondiendo las preguntas dadas por su profesor.

INFORMACIÓN 5: APLICACIONES Y MEDICIONES DEL pH. La mantención de un cierto valor de pH es, a menudo, muy importante, especialmente en los sistemas biológicos. Por ejemplo, nuestra sangre debe mantener un pH entre 7.35 y 7.45. Si el pH baja de 7.35 nos encontramos en una Acidosis, y si sube ligeramente de 7.45, la condición se llama Alcalosis. Ambas condiciones deben ser tratadas. Si la sangre cambia su pH en unas pocas décimas con respecto al rango normal, los resultados son comúnmente fatales. La Hemoglobina en sí es un ácido débil, y un exceso de acidez ó basicidad, interfiere con su función de captar, transportar y liberar el oxígeno. La mayoría de las plantas crecen mejor en suelos con pH entre 6 y 7. Valores menores ó superiores a éstos impiden que ellas absorban nutrientes desde el suelo. Por ejemplo un suelo demasiado ácido puede impedir que las plantas absorban fosfato. La mayoría de las plantas absorben éste nutriente en forma de H2PO4

-. Un suelo muy ácido convierte éste ión en H3PO4, y uno muy básico lo convierte en HPO4-2. En ambos casos las plantas no podrán absorber suficiente fosfato. Las bacterias necesitan, también, un pH óptimo. Un medio efectivo de preservar alimentos es colocarlos en vinagre ( los “picles” por ejemplo ), a causa de que la mayoría de las bacterias que provocan la descomposición de los alimentos no crecen en soluciones de un pH tan bajo como el del vinagre. Los champúes tienen normalmente un pH de 8. Por otro lado nuestro cuero cabelludo tiene un pH alrededor de 6. Si lavamos el pelo con vinagre después de lavarnos la cabeza, neutralizamos la base dejada por el champú y restauramos la condición ácida del cuero cabelludo. El “cuero cabelludo alcalino” es una condición seca y escamosa parecida a la caspa. Un champú etiquetado con las palabras ”pH ajustado” tiene un pH alrededor de 6. Sus fabricantes le han agregado varios ácidos para disminuir el pH. El agua de lluvia es naturalmente ácida ( pH 6.5 ). Esto se debe a que algo del CO2 atmosférico está siempre disuelto en ella, formando H2CO3. Los contaminantes del aire, NO2, SO2 y SO3, aumentan la acidez del agua de lluvia aún más. Se han encontrado lluvias con pH tan bajos como 3.9. Esta lluvia ácida puede destruir edificios y estatuas. El drenaje de las minas también se suma a la contaminación del pH de nuestro medio ambiente. Cualquier mina expone al oxígeno del aire los compuestos del azufre. El O2 ataca al S y lo convierte en H2SO4, con ayuda del agua, el cual pasa entonces a los arroyos, ríos y lagos. Las truchas y otras clases de peces no pueden vivir en agua con pH inferior a 5.5.

Soluciones HCl HAc H2O Na2CO3 NH3 NaOH Extractos pH 1 3 7 9 12 13 Cardenal rojo

Rosa rosado pálido

Fucsia

Malva lavanda

Malva rosada

Violeta

Pensamiento

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La mantención de un cierto pH ó la corrección de uno demasiado alto ó demasiado bajo, es así sumamente importante. Para hacerlo tenemos, en primer lugar, que ser capaces de medir el pH. Una manera precisa de medir el pH es mediante un instrumento llamado pHmetro. Este instrumento posee un electrodo de vidrio especial, el cual se introduce en la solución cuyo pH se va a medir. El pH puede leerse sobre una escala ó sobre una pantalla digital. Otra manera de medir el pH es mediante el uso de indicadores ó de papel pH. Una mezcla de indicadores, que cubra un rango deseado de pH, es empleada para impregnar un papel que se corta en tiras apropiadas para tener el llamado papel pH universal. Una pequeña tira de papel se introduce en la solución que queremos medir y se compara con una carta ( ó clave ) de colores que acompaña al papel pH. El papel pH no es tan preciso como el pHmetro, pero a veces es más conveniente ( y más económico ). El contenido ácido del suelo puede ser probado con papel pH. La acidéz es un problema más común que la basicidad; si un suelo es demasiado ácido, se le agrega usualmente cal (CaO) ó piedra caliza (CaCO3) para neutralizar el ácido. Un pHmetro se utiliza en mediciones más críticas tal como para medir el pH de la sangre. Los laboratorios de química emplean ambos métodos, dependiendo de la naturaleza del experimento. TAREA 3. La concentración de H3O+ de una muestra de sangre es 5*10-8 M. a.- Calcular su pH y su concentración de OH-.

b.- ¿ Se encuentra el pH en el rango normal ?.

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INFORMACIÓN 6: SOLUCIONES AMORTIGUADORAS Ó TAMPONES. Sabemos que el pH de la sangre es 7.4, es decir levemente básico. Cualquier variación brusca del pH sanguíneo implica afectar severamente el transporte de Oxígeno y de otras sustancias hacia las células, por lo cual se produce un sistema regulador ó amortiguador, por la acción de una solución de ácido débil que contiene disuelta una sal con el mismo anión del ácido débil. La función del sistema regulador es resistir cambios de pH por adición de ácidos ó bases ó por efecto de dilución, de tal manera de equilibrar la variación del pH. Por ejemplo : El principal sistema tamponante del líquido extracelular es el sistema Bicarbonato / Ácido Carbónico, que responderá : Ante un ácido : HCl NaHCO NaCl H CO+ → +3 2 3

, y

Ante una base: NaOH NaHCO Na CO H O+ → +3 2 3 2.

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En ambos casos se obtiene como producto una sal. El H2CO3 puede descomponerse en CO2 y H2O. Ambos productos son eliminables del cuerpo. El CO2 por la respiración y el H2O por la respiración, sudoración ó el sistema renal. El exceso de sales es eliminable por la vía renal. EXPERIENCIA 4 : SOLUCIONES AMORTIGUADORAS EN ACCIÓN. Objetivo : Preparar y comprobar la acción de las soluciones amortiguadoras utilizando una solución de Bicarbonato de Sodio. Materiales y reactivos : • Vasos precipitados y pipetas • Papel indicador universal. • Solución de HCl 0.5 M • Solución de NaHCO3 0.10 M • Solución de NaOH 0.5 M Procedimiento : a.- Grupos ácidos : Agua destilada y ácido : 1. Coloque 10 ml. de agua destilada en un vaso de precipitado y determine el pH con papel indicador de

pH. 2. Al vaso que contiene agua agréguele 5 gotas de Hcl 0.5 M y agite. Mida el pH con el papel indicador y

compárelo con la escala de pH. Observe y registre sus observaciones. b.- Solución amortiguadora y ácido : 1. Coloque 10 ml. de solución de NaHCO3 0.10 M en un vaso de precipitado. Exhálele CO2 a través de

un tubo limpio y seco durante 3 minutos aproximadamente. Mida el pH con el papel indicador. Observe y anote lo observado.

2. A la solución anterior agréguele 5 gotas de HCl 0.5 M, agite, observe el color y mida el pH con el papel indicador.

c.- Grupos básicos. Agua y base : 1. Coloque 10 ml. de agua destilada en un vaso de precipitado y agréguele 5 gotas de una solución de

NaOH 0.5 M. Agite, observe los cambios ocurridos y mida el pH con el papel indicador. d.- Solución amortiguadora y base : 1. Coloque 10 ml. de la solución de NaHCO3 ( amortiguadora), preparada igual que en el punto anterior,

y agréguele 5 gotas de NaOH 0.5 M, agite, observe y mida el pH con el papel indicador.

PH inicial pH + HCl pH + NaOH Agua

Solución amortiguadora

NOTA : Elabore su informe y responda las siguientes preguntas :

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1. Compare los volúmenes de ácido y base necesarios para alcanzar el mismo pH cuando se agregó el

agua al amortiguador. _______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ 2. Describa la composición y función de un sistema amortiguador en nuestro organismo. ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ 3. ¿ Qué condición de desequilibrio ácido-base podría ser causada por una sobredosis de aspirina ?, y ¿ Cómo regularía dicho desequilibrio ?. ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Ideas fundamentales y glosario.

Solución: Mezcla homogénea de dos o más sustancias. En ella se distinguen dos partes: disolvente, o sea la sustancia que disuelve a otra y el soluto, componente presente en menor proporción. Soluciones saturadas: Contienen disuelto el máximo de soluto; son sobresaturadas cuando contienen soluto por encima de lo esperado. Concentración de las soluciones: Se expresa mediante sistemas como el tanto por ciento, la molaridad, la molalidad y la fracción molar. Tanto por ciento: Indica las partes de soluto en cien partes de solución. Molalidad: numero de moles de soluto por kilogramo de solvente. Molaridad: Número de moles de soluto por litro de solución.

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Fracción molar: relación entre el número de moles de un componente y el número total de moles que tiene la solución. Propiedades coligativas de la solución: dependen de la naturaleza del disolvente y del número de partículas del soluto no volátil. Las propiedades coligativas son: Descenso de la presión de vapor, elevación ebulloscópica y descenso crioscópico. Electrolitos: Sustancias que confieren a la solución capacidad para producir corriente eléctrica. Conductores de primer orden: conducen la corriente sin alterarse. Conductores de segundo orden: se producen cambios al paso de la corriente. Electrólisis: descomposición química por acción de la corriente eléctrica. Leyes de Faraday: 1.- La masa de sustancia desprendida o depositada en un electrodo, es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa. 2.- Para depositar un equivalente gramo de cualquier sustancia se requiere un faraday (96.500 coulomb). Equivalente- gramo: peso en gramos de una sustancia que se une, sustituye o desplaza a n átomos de hidrógeno. Así, los ácidos tendrán tantos equivalentes como cuantos átomos de hidrógeno puedan disociar; las bases, tantos equivalentes-gramo como iones OH- puedan disociar y las sales tendrán tantos equivalentes como cargas eléctricas globales tengan al disociarse en iones